Kapitel 2 Molekuelorbitale PDF

Kapitel 2 Molekuelorbitale Chemie im naturwissenschaftlichen Profil ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ x y ↑↓ ↑ ↑ 2p 2p ↑↓ ↑↓ x y...

Kapitel 2 Molekuelorbitale Chemie im naturwissenschaftlichen Profil ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ x y ↑↓ ↑ ↑ 2p 2p ↑↓ ↑↓ x y ↑↓ a b ↑↓ ↑↓ ↑↓ 2s 2s a + b ↑↓ Oa O2 Ob Dioxygen (|S| = 1) Lernziele Kapitel 2 Folgende Begriffe können Sie mit eigenen Worten erklären: Linearkombination, Atomorbital, Molekülorbital, bindend, antibindend, Bindungsordnung, rotations- symetrisch, LCAO, Hybridisierung (sp3 , sp2 , sp), fi-System, konjugiert, anti-/aromatisch, mesomere Grenzstruktur, Hückel-Regel, aromatische Stabilisierung, HOMO/LUMO, ROS, Radikal, Antioxidan- tien Sie können... 1. erklären, wie sich die Wahrscheinlichkeitsverteilung zweier Elektronen verändert, wenn zwei Atome (Teilchen im Kasten) sich annähern und können darlegen, warum diese Überlegung ein neues Modell zur Beschreibung der Bindungsverhältnisse in Molekülen darstellt. 2. durch Linearkombination von Atomorbitalen das MO-Schema einfacher zweiatomiger Moleküle aufzeichnen und anhand dessen die Bindungsverhältnisse im Molekül bewerten. 3. anhand eines MO-Schemas die Bindungsordnung eines Moleküls bestimmen und dies auf die Darstellung in der Lewis-Formel übertragen. 4. für einfache Moleküle die Form einzelner Molekülorbitale aus der Kombination von Atomorbita- len (s - und p-Orbitale) herleiten und bestimmen, ob es sich um ein bindendes, antibindendes oder nichtbindendes Orbital handelt. 5. das Vorgehen der LCAO bei linearen, mehratomigen (drei Atome und mehr) Molekülen erklären. 6. alle Hybridorbitale zeichnen und bei Molekülen anhand der Lewis-Formel die Hybridisierung der Molekülorbitale bestimmen. 7. die Vor- und Nachteile der Hybridorbitale gegenüber der LCAO nennen. 8. die Form der Hybridorbitale bei bestehenden Molekülen einzeichnen und so auch die Bindungsart beschreiben. 9. fi-Systeme in Verbindungen erkennen, können deren Grösse bestimmen (Anzahl fi-e≠ ) und die Orbitale aus der Kombination der p-Orbitalen in ihrer energetischen Abfolge aufzeichnen (fi-Systeme, auch cyclische). 10. erklären, was fi-Systeme speziell macht und wie sich die Bindungsverhältnisse von der Darstel- lung in der Lewis-Schreibweise unterscheiden. 11. erklären, was aromatische Verbindungen zu einem Spezialfall macht und wie sich dies auf ihre Stabilität auswirkt. 12. erklären, wie fi-Systeme die Reaktivität von Molekülen beeinflussen (bspw. bez. Säure- /Basestärke). 13. die Hückel-Regel anwenden, um bei Molekülen zwischen Aromaten und Antiaromaten zu unterscheiden. 14. mesomere Grenzstrukturen zeichne und können erklären wozu diese dienen. 15. erklären wie die Farbe eines organischen Farbstoffes von der Grösse des fi-Systems abhängt. Basil Denzler Kantonsschule Im Lee 23. September 2024 Inhaltsverzeichnis 2 Molekuelorbitale 1 2.1 Kombination von Atomorbitalen.............................. 4 2.1.1 Energetische Betrachtung der Molekülorbitale................... 5 2.2 Molekülorbitalmodell.................................... 7 2.3 Hybridisierung........................................ 11 2.4 Konjugierte fi-Systeme................................... 15 2.4.1 Aromatische Systeme................................ 17 2.5 fi-systeme in Aktion..................................... 21 2.5.1 Organische Farbstoffe................................ 22 2.5.2 ROS – reactive oxygen species (Reaktive Sauerstoffspezies)............ 23 2.5.3 Carotin als Radikalfänger.............................. 23 2.5.4 Carotin – Und es ward Licht............................ 24 2.5.5 Absorptionssysteme................................. 24 2.1 Kombination von Atomorbitalen Lernziele Sie können... erklären, wie sich die Wahrscheinlichkeitsverteilung zweier Elektronen verändert, wenn zwei Atome (Teilchen im Kasten) sich annähern und können darlegen, warum diese Überlegung ein neues Modell zur Beschreibung der Bindungsverhältnisse in Molekülen darstellt. durch Linearkombination von Atomorbitalen das MO-Schema einfacher zweiatomiger Moleküle aufzeichnen und anhand dessen die Bindungsverhältnisse im Molekül bewerten. Bis jetzt haben wir immer nur das Verhalten einzelner Elektronen in Atomen betrachtet. Richtig spannend wird es jedoch, wenn wir Atome einander annähern. Wir möchten untersuchen, was passiert, wenn Elek- tronen nicht nur das Coulomb-Potential ihres Atomkerns sondern auch jenes eines anderen nahegelegenen Atomkerns spüren. Sobald die beiden Wasserstoffatome Ha und Hb nah genug sind überlappen die Wellenfunktionen der Elektronen a und b der beiden Atome. Durch die Addition der beiden Wellenfunktionen erhält man die Wellenfunktion S. Das Betragsquadrat der Wellenfunktion | |2 zeigt uns nun die Aufenthaltsdichte der Elektronen an. Da wir mit S den Aufenthaltsort über mehr als ein Atomkern betrachten, beschreiben wir damit ein Molekülorbital. Oben haben wir eine symmetrische Kombination der Atomorbitale a und b durchgeführt. Darum haben wir die kombinierte Wellenfunktion mit S beschrieben. Durch die Subtraktion der beiden Wellenfunktionen a ≠ b erhält man die antisymmetrische Wellenfunktion A. Chemie profilspezifisch – 2. Molekülorbitale 4  Vergleichen wir die Betragsquadrate der konstruierten Wellenfunktionen S und A , so sehen wir, dass sich nur im Falle der symmetrischen Kombination die Elektronen auch zwischen den Atomkernen aufhalten können. Dieser Fall beschreibt ein bindendes Orbital. Im Falle der antisymmetrischen Kombination sehen wir keine Elektronen zischen den Atomkernen, die Atome scheinen getrennt. Dieser Fall beschreibt ein antibindendes Orbital. 2.1.1 Energetische Betrachtung der Molekülorbitale Durch das Kombinieren der Atomorbitale zu Molekülorbitalen haben wir deren Energien verändert. Um zu ermitteln, ob wir die Energie beim Erzeugen der Molekülorbitale erhöht oder erniedrigt haben, müssen wir uns nochmals mit der Energie von Elektronen auseinandersetzen. In Kapitel 1.6 haben wir 2 2 für die Energie eines Elektrons in der Box folgende Beziehung hergeleitet: E = h4·L·n2 · 2·m 1 e. Wobei L2 für die Boxlänge steht. Verlängern wir die Box, in welcher sich das Elektron aufhalten kann, so....................... die Energie des Elektrons. Analog kann man auch mit der....................... Welle innerhalb der Box argumentieren. Wird die Box länger so....................... sich auch die Wellenlänge des........................ Die Energie der Welle........................ Aufgabe 1 Vervollständigen Sie den oben stehenden Lückentext zu einem sinnvollen Ganzen. Wählen Sie dazu die passenden Begriffe aus folgender Auswahl: Atoms, vergrössert, sinkt, Elektrons, steigt, liegenden, stehenden, ersten, verkleinert, steigt, Wellenlänge, sinkt. Chemie profilspezifisch – 2. Molekülorbitale 5  Aufgabe 1 Nehmen Sie die Linearkombination der Wasserstoffatomorbitale als Vorlage, um Bindungs- verhältnisse in einem He2-Molekül zu untersuchen. Erachten Sie diese Verbindung als stabil? Jedes Atom- (AO) oder Molekülorbital (MO) kann also mit zwei Elektronen besetzt werden. Je nach Orbital haben Sie bindenden oder antibindenden Charakter. Anhand eines Vergleichs der bindenden und antibindenden Elektronen kann die Bindungsordnung ermittelt werden. Sie besagt, wieviele Elektronenpaarbindungen in den Lewis-Formeln gezeichnet werden. 1 Bindungsordnung = (Zahl der bindenden e – ≠ Zahl der antibindenden e – ) 2 Aufgabe 2 Was würden Sie für die Verbindung He2 + voraussagen? Ermitteln Sie die Bindungsordnung anhand des zuvor entwickelten Molekülorbital-Schemas. Aufgabe 3 Konstruieren Sie auch für Li2 das Molekülorbital-Schema. Was können Sie daraus ableiten. Chemie profilspezifisch – 2. Molekülorbitale 6 2.2 Molekülorbitalmodell Lernziele Sie können... anhand eines MO-Schemas die Bindungsordnung eines Moleküls bestimmen und dies auf die Darstellung in der Lewis-Formel übertragen. für einfache Moleküle die Form einzelner Molekülorbitale aus der Kombination von Atomorbitalen (s - und p-Orbitale) herleiten und bestimmen, ob es sich um ein bindendes, antibindendes oder nichtbindendes Orbital handelt. das Vorgehen der LCAO bei linearen, mehratomigen (drei Atome und mehr) Molekülen erklären. Das Molekülorbitalmodell leitet sich aus den streng mathematischen Berechnungen der Quantenmechanik ab. Wie oft arbeiten wir mit einigen Vereinfachungen und Hilfen, sodass es uns schneller gelingt Molekülorbitale zu konstruieren und schlussendliche Molekülgeometrien und elektronische Eigenschaften von Molekülen abzuleiten. Das Verfahren zur Ermittlung der Molekülorbitale wird als lineare Kombination von Atomorbitalen (LCAO, linear combination of atomic orbitals) bezeichnet. Bis anhin haben wir nur zweiatomige Moleküle betrachtet. Es ist jedoch auch möglich, Atomorbitalen mit Molekülorbitalen zu kombinieren. Die Symmetrien der Orbitale sind jedoch entscheidend für eine mögliche Kombination. Als ‡-Orbitale bezeichnet man alle Molekülorbitale, welche rotationssymetrisch sind. Das heisst, dass eine Drehung um einen beliebigen Winkel um eine Achse (die Symmetrieachse) das Objekt auf sich selbst abbildet. fi-Bindungen hingegen sind aymmetrisch bezüglich einer Drehung um 180° um die Symmetrieachse. Es kommt bei der Drehung also zu einem Phasenwechsel. Mit einem ú werden alle antibindenden Molekülorbitale gekennzeichnet. Sind sie mit Elektronen besetzt, führen sie zu einer Destabilisierung der Bindung. Chemie profilspezifisch – 2. Molekülorbitale 7 Begriffe und Definition Bindendes Orbital: Ein bindendes Molekülorbital liegt energetisch tiefer als die Atomorbitale, aus welchen das Molekülorbital entstanden ist. Antibindendes Orbital: Ein antibindendes Molekülorbital liegt energetisch höher als die Atomor- bitale, aus welchen das Molekülorbital entstanden ist. Antibindende Orbitale werden mit einem Asterisk (*) gekennzeichnet. HOMO: highest occupied molecular orbital, bezeichnet das höchste besetzte Orbital eines Moleküls. LUMO: lowest unoccupied molecular orbital, bezeichnet das tiefstliegend unbesetzte Orbital eines Moleküls Aufgabe 1 Vorliegend haben Sie alle linearen Kombinationsmöglichkeiten der s- und p-Orbitale. Versu- chen Sie, durch einen Vergleich der Überlappungseffizienz der Kombinationen, ein mögliches Energieschema zu konstruieren. Die Atomorbitale 1s sind hier nicht berücksichtigt, da sie für die Bestimmmung der Bindoungsordnung nicht relevant sind.. 2p 2p 2s 2s O O2 O Chemie profilspezifisch – 2. Molekülorbitale 8  Aufgabe 2 Testen Sie anhand des Molekülorbitalschemas die Bindungsordnung für F2. Ist dies im Einklang mit der Lewis-Schreibweise? Was erwarten Sie für magnetische Eigenschaften? Aufgabe 3 Das zuvor konstruierte Molekülorbitalschema gilt nur für die Atome O, F. Für die Atome B, C, N ist die energetische Reihenfolge anders.1 Nutzen Sie das folgende Schema, um die Bindungsordnung von Stickstoff zu bestimmen. ‡ú fixú fiyú 2p 2p ‡ fix fiy ‡ú 2s 2s ‡ N N2 N Aufgabe 4 Wie beurteilen Sie die Stabilität eines C2 -Moleküls? 1 Der Unterschied erfolgt aus der unterschiedlich grossen Energielücke der 2s und 2p Orbitale. Bei den Atomen B, C, N ist die Energielücke kleiner, was zu einer Anhebung der Energie des bindenden ‡-Orbitals über das bindende fi-Orbital. Chemie profilspezifisch – 2. Molekülorbitale 9 Ziel wäre es, die Molekülorbitaldarstellung eines bekannten Moleküls – beispielsweise Wasser – darstellen zu können. Dazu brauchen wir aber noch einiges an Vorarbeit. In der folgenden Übung möchten wir die Bindungsordnung für Dihydridoberyllium BeH2 , ein dreiatomiges, lineares Molekül, untersuchen. Ein Molekül aus einem Metall und einem Nichtmetall, geht das überhaupt? Lassen Sie uns schrittweise vorgehen. 1. Das Molekülorbital von H2 kennen wir schon. Die einfachste Variante BeH2 zu konstruieren ist es, das H2 -MO mit dem AO von Be zu kombinieren. Dazu müssen wir zuerst das MO von H2 vorbereiten. 2. Nun haben wir Platz das Beryllium-Atom einzusetzen und die beiden Orbitale zu kombinieren. Gemäss unserem Schema muss BeH2 ein stabiles Molekül sein. Es wurde auch tatsächlich in der verdünnten Gasphase nachgewiesen. Es kann mittels elektrischer Lichtbogen hergestellt werden. Sobald es aber unverdünnt auf andere BeH2 Moleküle trifft, werden sie sich zu einer salzartigen Struktur zusammenführen. Chemie profilspezifisch – 2. Molekülorbitale 10